TROISIEME PARTIE NOTIONS FONDAMENTALES ASPECTS ELECTROCHIMIQUES DE LA CORROSION 1. GÉNÉRALITÉS.................................................................................................................... 33 2. ENTHALPIE LIBRE D'UN COMPOSÉ CHIMIQUE - ENTHALPIE LIBRE DE RÉACTION.... 34 2.1 Enthalpie libre d'un composé chimique.......................................................................... 34 2.2 Enthalpie libre d'une réaction chimique ......................................................................... 34 2.3 Diagramme d'Ellingham ................................................................................................. 35 3. LA CORROSION SÈCHE .................................................................................................... 37 3.1 Introduction .................................................................................................................... 37 3.2 Mécanisme .................................................................................................................... 37 3.3 Lois de comportement ................................................................................................... 38 4. LA CORROSION AQUEUSE ............................................................................................... 38 4.1 Introduction .................................................................................................................... 38 4.2 Thermodynamique électrochimique ............................................................................... 38 4.2.1 Équation de Nernst d'une réaction d'électrode ..................................................... 38 4.2.2 Échelle des potentiels standards d'électrode........................................................ 40 4.2.3 Diagrammes de Pourbaix ..................................................................................... 43 4.3 Cinétique électrochimique.............................................................................................. 46 4.3.1 Équation de Butler-Volmer.................................................................................... 46 4.3.2 Droites de Tafel .................................................................................................... 48 4.3.3 Potentiel de corrosion ........................................................................................... 50 4.3.4 Résistance de polarisation.................................................................................... 50 4.3.5 Réaction contrôlée par un transport de matière.................................................... 51 1. GENERALITES Un métal conservé dans le vide ou ayant une surface parfaitement isolée reste stable indéfiniment. Si l'isolation est imparfaite, la surface du métal en contact avec le milieu ambiant peut dans certains cas subir des modifications. Dans ces conditions en effet le métal n'est en général plus stable, il devient sensible à la corrosion qui se manifeste sous des aspects très variés. La corrosion est définie comme étant l'interaction physico-chimique entre un métal et son milieu environnant entraînant des modifications dans les propriétés du métal et souvent une dégradation fonctionnelle du métal lui même, de son environnement ou du système technique constitué par les deux facteurs. Peu de métaux se trouvent à l'état natif dans la nature. Quelques uns comme l'or ou le platine sont thermodynamiquement stables et se trouvent sous forme métallique, mais la plupart d'entre eux se rencontrent en général sous forme d'oxydes, de sulfates, de sulfures, de carbonates ou de chlorures qui constituent les principaux types de minerais. Réduits à l'état métallique, ils ont tendance, en présence de certains environnements, à revenir à la forme oxydée qui est leur forme thermodynamiquement stable. Ce phénomène, d'un caractère essentiellement chimique, a une très grande importance économique puisqu'actuellement, en France, Les pertes dues à la corrosion et les dépenses occasionnées par elle dépassent largement 10 milliards de francs par an. Au niveau mondial, on estime que la corrosion détruit un quart de la production annuelle d'acier, soit 5 tonnes par seconde. De plus, les pertes indirectes causées par la corrosion sont souvent supérieures aux pertes directes. Si l'on doit par exemple arrêter une centrale nucléaire pour intervenir sur un échangeur corrodé, le coût de l'intervention peut être faible comparé aux pertes de gains dues à l'interruption de la production. De même, pour remplacer un tuyau d'eau chaude noyé dans le mur en béton d'un immeuble, les frais de réparation dépassent largement le prix du composant. La diversité des coûts rend toute estimation difficile et incertaine, mais les pertes par corrosion représentent sans aucun doute des montants très élevés. De plus, la corrosion des matériaux entraîne un gaspillage de matières premières et d'énergie. III : Aspects Électrochimiques de la Corrosion – 33 – Matériaux Métalliques - Phénomènes de Corrosion 2. ENTHALPIE LIBRE D'UN COMPOSE CHIMIQUE - ENTHALPIE LIBRE DE REACTION 2.1 Enthalpie libre d'un composé chimique L'enthalpie libre G d'un composé chimique est l'énergie récupérée utilisable sous forme de travail à pression et température constantes quant on décompose le composé en ses éléments. Dans une transformation conduite à pression et à température constantes, la variation d'enthalpie libre est égale au travail fourni au système autrement que par les forces de pression. 2.2 Enthalpie libre d'une réaction chimique On représente en général les réactions chimiques par la relation Σνi Ai = 0, où les Ai représentent les espèces chimiques prenant part à la réaction et les νi les coefficients stoechiométriques qui leurs sont associés, positifs pour les produits de réaction (produits obtenus) et négatifs pour les produits réactifs (produits réagissants). En représentant par ni le nombre de moles de l'espèce Ai (ni > 0) et par G l'enthalpie libre totale du système constitué par l'ensemble des espèces Ai en présence, on définit les grandeurs suivantes : d(ξ) = d(ni) / νi [1] ξ est le degré d'avancement de la réaction Σνi Ai = 0. µ i = ∂ G / ∂ ni [2] µ i représente le potentiel chimique de l'espèce Ai. G(ni) étant donc une fonction homogène de degré 1, la relation [2] entraîne pour l'enthalpie libre totale du système : G = Σni µ i [3] Par dérivation de la relation [3] on obtient : d(G) = d(Σni µ i) = Σni d(µ i) + Σµ i d(ni) [4] La définition [2] du potentiel chimique implique d'autre part : d(G) = Σµ i d(ni) [5] La comparaison de [4] et [5] donne finalement : Σni d(µi) = 0 [6] Connu sous le nom de relation de Gibbs-Duhem. De la même manière que G, on définit l'enthalpie libre de réaction notée ∆Gr car elle correspond à la différence d'énergie entre les produits et les réactifs de la réaction représentée par Σνi Ai = 0 : ∆ Gr = Σ ν i µ i Matériaux Métalliques - Phénomènes de Corrosion – 34 – [7] III : Aspects Électrochimiques de la Corrosion Le potentiel chimique µ i d'une espèce Ai peut être séparé en deux parties selon la relation : o µ i = µ i + RT Ln ai [8] où ai représente l'activité de l'espèce Ai, qui est en pratique égale à sa concentration dans o le cas des solutions aqueuses diluées, et où µ I représente le potentiel chimique standard de l'espèce Ai. En reportant la relation [8] dans l'expression de l'enthalpie libre de réaction ∆Gr on obtient : ∆Gr = ∆Gr + RT Ln K o [9] Avec ∆Gr = Σνi µ i , Ln K = Σνi Ln ai, soit K = Πaiνi o o ∆Gr est appelée l'enthalpie libre standard de réaction. o Une réaction chimique est spontanément possible si elle s'accompagne d'une décroissance de l'enthalpie libre totale G (soit ∆G < 0) , qui atteint sa valeur minimale lorsque le système est à l'équilibre, c'est à dire lorsque la réaction se produit "autant" dans un sens que dans l'autre. La valeur minimale de G correspondant à d(G) = 0, cet équilibre se traduit par (relation [5]) : d(G) = Σµ i d(ni) = 0 [10] En utilisant la définition du degré d'avancement ξ de la réaction (relation [1]) on obtient pour la condition d'équilibre : d(G) = Σνi µ i d(ξ) = 0 [11] Σ ν i µ i = ∆ Gr = 0 [12] Soit finalement à l'équilibre : En reportant ce résultat dans l'expression [9] de l'enthalpie libre de réaction, on obtient pour le système à l'équilibre : ∆Gr = - RT Ln K o [13] La valeur de K = Πaiνi satisfaisant à la relation [13] est la constante d'équilibre de la réaction. 2.3 Diagramme d'Ellingham Il peut s'avérer utile de représenter graphiquement pour différents oxydes l'évolution en fonction de la température de l'enthalpie libre standard de la réaction conduisant à leur o formation (enthalpie libre standard de formation) ∆G pour une pression partielle d'oxygène de 1 bar. Une telle représentation est appelée diagramme d'Ellingham (Figure III - 1) et la position des oxydes dans ce diagramme permet de comparer leur stabilité thermodynamique relative. Dans ce but les réactions représentées sont toutes ramenées à 1 mole d’oxygène, et les valeurs comparées correspondent en fait aux enthalpies libres standard de formation multipliées, pour chaque oxyde considéré, par le coefficient stoechiométrique "n" correspondant au nombre de moles d'oxyde formées pour une mole d'oxygène. III : Aspects Électrochimiques de la Corrosion – 35 – Matériaux Métalliques - Phénomènes de Corrosion Plus la position d’un oxyde dans le diagramme est basse, plus cet oxyde sera stable. Par exemple, la courbe de l' oxyde Al 2O3 se situant en dessous de celle de Cr2O3, l' aluminium métallique peut donc réduire l' oxyde de chrome pour former de l' alumine et du chrome métal. n ∆ G 0 (kJ/mol O2 ) -100 2Cu O 2 2NiO 2H O -300 2 CO 2 2FeO -500 2CO 2 3 Cr O 2 3 -700 2TiO -900 2 3 Al O 2 3 -1100 0 400 800 1200 1600 Température (°C) Figure III - 1 : Diagramme d'Ellingham de différents oxydes Nous distinguerons en première approximation deux grandes familles de corrosion : • La corrosion sèche (en général l’attaque d' un métal par un gaz) • La corrosion en milieu aqueux Cette classification est toutefois un peu simplificatrice car il existe des cas rares de corrosion en milieu liquide non aqueux (corrosion par les métaux liquides par exemple), ainsi que, pour la corrosion aqueuse, un cas particulier de corrosion faisant intervenir des organismes vivants (corrosion de type biochimique). Matériaux Métalliques - Phénomènes de Corrosion – 36 – III : Aspects Électrochimiques de la Corrosion 3. LA CORROSION SECHE 3.1 Introduction Il s'agit le plus souvent de l'attaque d'un métal M par un gaz G selon une réaction du type : M+G → X Où X est un produit de corrosion le plus souvent solide. Le gaz considéré est souvent l'oxygène mais il faut aussi tenir compte d'autres gaz tels que SO2, Cl2, Br2 ou H2S. 3.2 Mécanisme En présence d'un environnement sec contenant de l'oxygène et essentiellement à haute température, le métal, instable, tend à revenir sous sa forme oxydée stable. Il se recouvre alors d'un film d'oxyde qui croît progressivement avec une vitesse égale à la vitesse de corrosion. La Figure III - 2 schématise la réaction d'un métal avec l'oxygène dans le cas des couches d’oxyde minces. Oxyde MxOy Métal M M z+ O 2- O 2 Gaz e Figure III - 2 : Mécanisme de l'oxydation d'un métal à haute température Le métal s'oxyde à l'interface métal-oxyde et les cations diffusent vers l'extérieur du film. A 2la surface extérieure l'oxygène se réduit en anions O qui diffusent vers l'interface métaloxyde. Les électrons libérés à cet interface doivent traverser la couche d'oxyde avant de réagir avec l'oxygène externe. La surface extérieure du film joue donc le rôle de cathode et l'interface métal-oxyde celui d'anode. L'oxyde est ici simultanément électrolyte et conducteur électronique. Il s'agit donc d'un phénomène d'oxydo-réduction au cours duquel il y a transfert d'électrons. Le métal, réducteur, fournit les électrons qu'accepte l'oxydant (ici l'oxygène). Il s'établit alors une liaison de type ionique au cours de laquelle les différents ions s'arrangent en un assemblage cristallographique bien défini avec grains et joints de grains. III : Aspects Électrochimiques de la Corrosion – 37 – Matériaux Métalliques - Phénomènes de Corrosion Exemples : 4 Cu + O2 → 2 Cu2O 2 Fe + O2 → 2 FeO Ces deux réactions se décomposent de la manière suivante: 4 Cu → 4 Cu + 4 e + 4 e + O2 → 2 O - 2 Fe → 2 Fe - 2+ + 4e 4 e + O2 → 2 O 2- - - 2- 3.3 Lois de comportement Suivant les matériaux considérés, la loi donnant le taux de corrosion en fonction du temps ou équation d'oxydation pourra être différente. Si l'on représente par e l'épaisseur de métal corrodé et le temps par t : Évolution linéaire (Ba, Mg) de = k dt Évolution parabolique (Fe, Ni, Cu) de = dt k e e = 2kt Évolution logarithmique (Zn) de = dt k t e = e0 + k Ln (t) e = kt 2 Ces lois vont en fait le plus souvent, par leur forme, rendre compte de l'étape limitante qui régit le phénomène. Ainsi, une loi linéaire sera caractéristique d'une cinétique contrôlée par la réaction d'interface tandis qu'une loi parabolique traduira un phénomène limité par la diffusion. Il est important de remarquer ici que la simple détermination expérimentale de la loi de comportement à la corrosion peut fournir des indications sur le mécanisme qui la contrôle. 4. LA CORROSION AQUEUSE 4.1 Introduction La corrosion aqueuse est de nature électrochimique. Elle est caractérisée par l'apparition de courant électrique en dehors de toute source extérieure, c'est à dire par déplacement d'électrons au sein de la masse métallique. 4.2 Thermodynamique électrochimique 4.2.1 Équation de Nernst d'une réaction d'électrode Soit M un métal en contact avec un solvant polaire tel que l'eau. Chaque atome métallique peut être considéré comme un ion occupant un certain niveau d'énergie stabilisé par son Matériaux Métalliques - Phénomènes de Corrosion – 38 – III : Aspects Électrochimiques de la Corrosion environnement électronique et que l'on peut représenter par son enthalpie libre chimique molaire GC,M. Il peut exister pour ces ions un niveau d'énergie différent dans le solvant polaire, stabilisé par l'environnement des molécules d'eau et que l'on peut représenter par son enthalpie libre chimique molaire GC,S (Figure III - 3). Enthalpie libre chimique molaire ∆ G* Solution Métal M GC,M ∆ GC,r GC,S Ion Mz+ Chemin réactionnel Figure III - 3 : Niveaux d'énergie traduisant le passage d'une mole de métal en solution Grâce à l'agitation thermique, des ions métalliques auront tendance à passer spontanément en solution si ils peuvent franchir la barrière d'énergie que constitue la rupture de leurs liaisons électroniques. La différence entre le sommet de cette barrière d'énergie et GC,M représente l'énergie d'activation ∆G* nécessaire au passage en solution du métal. Toutefois, la présence d'ions positifs au voisinage de l'interface métal-eau ainsi que l'excès d'électrons correspondant à la surface du métal créent très rapidement une barrière de potentiel qui a tendance à inverser le phénomène de passage en solution. Il se crée alors un équilibre dynamique que l'on peut schématiser par la réaction : 1 M → ← 2 z+ M + ze - [14] Cet équilibre correspond à un potentiel E représentant la différence de potentiel entre le z+ métal M et la solution contenant les ions M . E est le potentiel réversible de la réaction d'électrode. Lorsque cet équilibre est atteint, il y a égalité en valeur absolue entre la variation d'enthalpie libre chimique ∆GC,r de la réaction de dissolution (énergie produite par la réaction) et l'énergie électrique W E nécessaire au franchissement de la barrière de potentiel E. De même que pour une réaction chimique (relation [12] § 2.2), l'enthalpie libre de réaction électrochimique (enthalpie libre de réaction chimique + énergie électrique) est alors nulle. Pour la réaction [14] considérée, l'énergie électrique s'écrit en valeur absolue : W E = zF E [15] Où F est le nombre de Faraday (charge d'une mole d'électrons soit 96500 Coulomb). III : Aspects Électrochimiques de la Corrosion – 39 – Matériaux Métalliques - Phénomènes de Corrosion D'autre part, en appliquant la relation [9] exprimant la variation d'enthalpie libre chimique à la réaction [14] et en considérant, ainsi que nous l'avons déjà mentionné, que l'activité des ions métalliques en solution diluée est assimilable à leur concentration on obtient : z+ o GS,C - GM,C = ∆Gr,C = ∆Gr,C + RT Ln [M ] [M] [16] Où ∆Gr,C est l'enthalpie libre chimique standard de réaction ([M ] = 1) à la température considérée, [M] l'activité des atomes métalliques dans le métal (égale par définition à 1) et z+ [M ] la concentration en ions métalliques dans la solution. o z+ L'égalité des relations [15] et [16] donne avec [M] = 1 : zF E = ∆Gr,C + RT Ln [M ] [17] z+ E = ∆Gr,C + RT Ln [M ] zF zF [18] o z+ soit : o et en posant Eo = ∆Gr,C : zF o z+ E = Eo + RT Ln [M ] zF [19] La relation [19] est appelée Équation de Nernst d'une réaction d'électrode. Eo est le potentiel standard de l'électrode de métal M (potentiel du métal en équilibre avec une solution de ses ions de concentration égale à 1). Comme Ln(0) = - ∞, La relation de Nernst permet de voir immédiatement que, aussi élevé que puisse être le potentiel standard de l'électrode de métal M, sa mise en contact avec une z+ solution ne contenant aucun ion M s'accompagnera toujours du passage en solution d'une certaine quantité de métal afin que l'équilibre corresponde à une valeur finie du potentiel E. Pour certains métaux dits "nobles", l'équilibre en présence d'eau s'établit toutefois pour des z+ valeurs de concentration en ions M négligeables au point que, comme nous le verrons par la suite, ces métaux sont considérés comme inattaquables par l'eau. 4.2.2 Échelle des potentiels standards d'électrode Une quantité telle que E n'est pas mesurable directement. Pourtant, la connaissance et la comparaison des potentiels d'équilibre de différentes réactions d'électrode s'avère nécessaire en électrochimie et en corrosion. Dans ce but, on mesure les potentiels d'équilibre E par rapport à une autre électrode à l'équilibre et en contact électrique avec la première par l'intermédiaire de la solution, et que l'on désigne sous le nom d'électrode de référence. L'électrode de référence arbitrairement choisie est l'électrode standard à l'hydrogène. Elle est constituée d'un métal inerte (platine) plongé dans une solution d'acide normale à 25° C dans laquelle on effectue un barbotage d'hydrogène sous une pression de une atmosphère. Matériaux Métalliques - Phénomènes de Corrosion – 40 – III : Aspects Électrochimiques de la Corrosion Le platine sert uniquement de donneur et d'accepteur d'électrons pour la réaction : + 2 H + 2e - → ← H2 [20] La cellule électrochimique utilisée est représentée à la Figure III - 4 : H2 V MSO4 H 2 SO4 H2 O M Pt Figure III - 4 : Cellule électrochimique H2 / M La mesure de tension V effectuée peut être schématisée selon la figure ci-dessous : ΦM V = EM - EH ΦH EM = Φ M - Φ S EH = Φ H - Φ S ΦS Figure III - 5 : Représentation schématique des différents potentiels du montage de la Figure III - 4 La tension V mesurée correspond donc à la différence de potentiel entre le métal et l'électrode standard à hydrogène. Par convention, le potentiel EH de cette électrode est arbitrairement pris comme égal à zéro. Avec cette convention, on a donc en reprenant l'équation de Nernst : z+ V = E = Eo + RT Ln [M ] zF III : Aspects Électrochimiques de la Corrosion – 41 – [21] Matériaux Métalliques - Phénomènes de Corrosion Le potentiel standard Eo mesuré à l'aide du montage de la Figure III - 4 devient égal au potentiel standard de l'électrode de métal M. Les valeurs de Eo déterminées de cette manière pour différents matériaux constituent l'échelle de Nernst qui classe les métaux selon leur tendance à passer en solution à 25° C (Tableau III - 1). Équilibres Au → ← Au Pt → ← Pt Ag → ← 3+ 2+ Ag + Eo à 25° C (Volts) + 3e + 1,5 - + 1,188 - + 0,799 + 2e + e - Hg → ← Hg 2+ + 2e - + 0,796 Cu → ← Cu 2+ + 2e - + 0,337 H2 → ← 2 H + 2e + - Pb → ← Pb 2+ + 2e - - 0,126 Sn → ← Sn 2+ + 2e - - 0,136 Mo → ← Mo 3+ + 3e - - 0,20 Ni → ← Ni Fe → ← Fe Cr → ← Cr Zn → ← Zn Al → ← Al 2+ + 2e - 2+ + 2e 3+ + 3e 2+ + 2e 3+ + 3e 0 - 0,257 - - 0,440 - - 0,74 - - 0,763 - - 1,66 Tableau III - 1 : Potentiels standards d'électrodes par rapport à l'hydrogène On peut déduire de cette échelle que les métaux comme l'or, l'argent ou le cuivre qui présentent des potentiels standards positifs ne seront pas attaqués par l'eau puisqu'ils s'oxydent moins facilement que l'hydrogène. Ce sont des métaux dits "nobles". Une autre des applications pratiques de ce tableau est la protection d'un métal par un autre, par exemple celle du fer par le zinc qui s'effectue industriellement soit par le procédé dit de "galvanisation", soit au moyen d'anodes sacrificielles pour les très grandes surfaces (coques de navires). Matériaux Métalliques - Phénomènes de Corrosion – 42 – III : Aspects Électrochimiques de la Corrosion Ce tableau constitue toutefois un guide imparfait car dans certains cas de corrosion que nous aurons l'occasion d'étudier le métal n'est pas en équilibre avec ses seuls ions, ce qui a pour effet de modifier son potentiel, ou encore voit à sa surface l'établissement d'un film passif, ce qui a également pour effet de modifier son potentiel en le rendant plus noble. 4.2.3 Diagrammes de Pourbaix Ainsi que nous l'avons vu lors de son établissement à partir de l'enthalpie libre, l'équation de Nernst [19] donnant le potentiel réversible d'une électrode dérive de la formulation plus générale du potentiel d'équilibre d'une réaction d'oxydoréduction : E = Eo + RT Ln Π i [espèces oxydées] bi zF Π i [espèces réduites] ai [22] Où (ai) et (bi) représentent les coefficients stoechiométriques des espèces et z le nombre d'électrons mis en jeux par la réaction. De nombreuses réactions d'électrode, et notamment celles conduisant à la formation + d'oxydes en milieux aqueux, font intervenir les ions H . Le potentiel E d'une telle réaction va donc dépendre du pH de la solution. Ainsi, pour l'oxydation du chrome en milieux aqueux : 2 Cr + 3 H2O → ← + Cr2O3 + 6 H + 6 e - [23] L'équation [22] appliquée à la réaction [23] devient : + 6 ECr/Cr O = EoCr/Cr O + RT Ln [Cr2O3] [H ] 3 2 2 3 2 3 6F [H2O] [Cr] [24] Avec [H2O] = [Cr2O3] = [Cr] = 1 (voir l'établissement de la relation [17]) il vient : + ECr/Cr O = EoCr/Cr O + RT Ln [H ] 2 3 2 3 F soit à 25° C : ECr/Cr O = EoCr/Cr O - 0,059 pH 2 3 2 3 et plus simplement pour l'hydrogène : H2 → ← + 2H + 2e [25] - EH /H+ = - 0,059 pH 2 [26] (EoH /H+ = 0 par convention) 2 et pour l'oxygène : O2 + 2 H2O + 4 e - → ← - 4 OH EO/OH- = 1,23 - 0,059 pH [27] Il est donc possible de représenter les différents équilibres en fonction du pH. Un tel diagramme est appelé diagramme Potentiel-pH ou diagramme de Pourbaix. La Figure III - 6 représente un diagramme potentiel-pH simplifié du fer. Par convention, ce diagramme de III : Aspects Électrochimiques de la Corrosion – 43 – Matériaux Métalliques - Phénomènes de Corrosion Pourbaix a été établi pour une température de 25° C et une concentration des espèces -6 -1 dissoutes de 10 mol.l . Potentiel (V) 1,4 1 1,2 Fe 0,8 3+ b 7 Fe2O 3 0,4 Fe 2 2+ 0 a -0,4 4 3 Fe3O 4 6 -0,8 5 Fe -1,2 -1,6 0 2 4 8 6 10 12 14 pH Figure III - 6 : Diagramme potentiel - pH simplifié du fer Deux oxydes solides ont été pris en compte pour la construction de ce diagramme très simplifié, l'hématite Fe2O3 et la magnétite Fe3O4. Les différentes frontières représentées correspondent respectivement aux équilibres suivants : : 2 Fe 3+ → ← + 3 H2O + Fe2O3 + 6 H 3+ 3+ -6 log [Fe ] = - 0,72 - 3 pH soit, avec [Fe ] = 10 : : 2 Fe 2+ → ← + 3 H2O + Fe2O3 + 6 H + 2 e pH = 1,76 - 2+ E (V) = 0,728 - 0,1773 pH - 0,059 log [Fe ], soit : : 3 Fe 2+ → ← + 4 H2O + Fe3O4 + 8 H + 2 e - 2+ E (V) = 0,980 - 0,2364 pH - 0,0886 log [Fe ], soit : → ← : 2 Fe3O4 + H2O : 3 Fe + 4 H2O : Fe → ← : Fe 2+ → ← Fe 2+ Fe → ← + 2e 3+ + e - + 3 Fe2O3 + 2 H + 2 e + Fe3O4 + 8 H + 8 e E (V) = 1,082 - 0,1773 pH - E (V) = 1,512 - 0,2364 pH E (V) = 0,221 - 0,059 pH - E (V) = 0,085 - 0,059 pH 2+ E (V) = - 0,440 + 0,0295 log [Fe ], soit :E (V) = -0,617 - Eo (V) = - 0,771 On constate qu'en milieu acide et neutre le fer peut réagir avec les protons avec un dégagement d'hydrogène, alors qu'en milieu alcalin il résiste mieux à la corrosion car les oxydes formés ne se dissolvent pas facilement par réaction avec les ions OH . Matériaux Métalliques - Phénomènes de Corrosion – 44 – III : Aspects Électrochimiques de la Corrosion Cette constatation est en bon accord avec l'expérience. En effet, en milieu neutre ou acide le fer se corrode facilement alors qu'il résiste mieux dans un milieu alcalin comme par exemple le béton. Sur le diagramme de la Figure III - 6 sont aussi représentées les deux droites correspondant aux équations [26] (droite a) et [27] (droite b). Le domaine compris entre ces deux droites correspond au domaine de stabilité de l'eau. D'une manière générale, ces deux droites délimitent trois régions importantes : • Tous les métaux dont le potentiel d'équilibre pour une concentration en ions de -6 -1 10 mol.l est situé en dessous de la droite (a) sont attaqués par l'eau avec dégagement d'hydrogène selon la réaction : M + z H2O • → ← z+ M - + z OH + z/2 H2 Tous les métaux dont le potentiel d'équilibre pour une concentration en ions de -6 -1 10 mol.l est situé entre les droites (a) et (b) ne sont attaqués qu'en présence d'oxygène selon la réaction : M + z/4 O2 + z/2 H2O • → ← z+ M - + z OH Tous les métaux dont le potentiel d'équilibre pour une concentration en ions de -6 -1 10 mol.l est situé au dessus de la droite (b) sont thermodynamiquement stables. Ainsi que nous l'avons déjà mentionné, les oxydes superficiels formés lors de l'attaque d'un métal peuvent avoir un pouvoir protecteur sur le métal sous jacent. On dit alors dans ce cas que le métal est passivable, le film superficiel prenant le nom de film passif. Dans le cas de l'attaque d'un métal par l'eau à 25° C, les diagrammes de Pourbaix permettent donc de définir les domaines théoriques d'immunité, de passivation et de corrosion du métal considéré, comme illustré à la Figure III - 7. E (V) 2 1 0 -1 -2 0 7 Chrome 14 0 : Immunité 7 Cuivre 14 0 7 Aluminium : Passivation 14 0 7 Nickel 14 pH : Corrosion Figure III - 7 : Domaines théoriques d'immunité, de passivation et de corrosion Toutefois, les diagrammes de Pourbaix, fondés uniquement sur des considérations thermodynamiques, ne prédisent que des états d'équilibre et des possibilités théoriques de réaction, sans fournir aucune indication sur les vitesses. C'est l'objet de la cinétique électrochimique que nous allons aborder. III : Aspects Électrochimiques de la Corrosion – 45 – Matériaux Métalliques - Phénomènes de Corrosion 4.3 Cinétique électrochimique 4.3.1 Équation de Butler-Volmer La vitesse d'une réaction chimique peut être définie comme le nombre de moles d'atomes réagissant par unité de temps et de surface d'électrode. Toutefois, cette quantité peut se révéler difficile à apprécier directement. Dans le cas des réactions électrochimiques, qui mettent en jeu un transfert de charges, on exprimera la vitesse de corrosion en termes d'équivalent de courant : J = zFv avec [28] -2 J : densité de courant de transfert de charges (A.m ) z : valence du métal -1 F : constante de Faraday (96500 C.mol ) -1 -2 v : vitesse de réaction (mol.s .m ) Si l'on applique cette formulation à la relation traduisant la réaction d'oxydo-réduction représentative de la corrosion d'un métal, Red v→a ← vc Ox + z e - on définit une vitesse de réaction anodique va et une vitesse de réaction cathodique vc auxquelles correspondent respectivement les densités de courants Ja et Jc (à l'équilibre électrochimique on a en valeurs absolues va = vc et Ja = Jc). Les vitesses de réaction sont proportionnelles aux concentrations des espèces réagissantes et dépendent de la barrière d'énergie correspondant à la rupture des liaisons atomiques (enthalpie libre d'activation) en suivant la loi d'Arrhenius : Soit pour la réaction anodique : va = kRed CRed exp(- ∆Ga*) RT [29] Et pour la réaction cathodique : vc = kOx COx exp(- ∆Gc*) RT [30] Où kRed et kOx sont des constantes, CRed et COx les concentrations en espèces réagissantes, ∆Ga* et ∆Gc* les variations d'enthalpie libre électrochimique d'activation des réactions anodique et cathodique, R la constante des gaz parfaits et T la température (en K). L'enthalpie libre électrochimique d'activation peut se décomposer en l'enthalpie libre chimique d'activation ∆Gch* (qui ne dépend pas du potentiel) et l'énergie électrique du transfert des charges au potentiel ∆φ qui se répartit, pour les réactions partielles, selon les relations : Réaction partielle anodique : Réaction partielle cathodique : Matériaux Métalliques - Phénomènes de Corrosion ∆Ga* = ∆Ga,ch* - αzF ∆φ [31] ∆Gc* = ∆Gc,ch* + (1- α) zF ∆φ [32] – 46 – III : Aspects Électrochimiques de la Corrosion ∆φ représente la variation de potentiel à l'interface métal-solution et α le coefficient de transfert de charges (0 < α < 1) traduisant le rapport de transfert de charges entre les deux réactions partielles anodique et cathodique comme schématisé à la figure ci dessous. Énergie (1−α) ZF∆ Φ ∆ G*a ∆ G* a,ch ∆ We = ZF ∆ Φ ∆ G*c α ZF∆ Φ ∆ G* c,ch (1−α) ZF∆ Φ Oxydant M Réducteur M z+ + Z e- : niveaux d'énergie chimique : niveaux d'énergie électrochimique Figure III - 8 : Influence du potentiel ∆φ sur l'énergie d'activation d'une réaction électrochimique Si l'on applique à l'électrode M un potentiel ∆φ > 0, l'énergie de z moles d'électrons dans le métal diminue d'une quantité ∆We = zF∆φ. Le métal accepte alors plus facilement de céder des électrons et l'énergie d'activation de la réaction anodique de dissolution décroît de αzF ∆φ, alors que celle de la réaction inverse augmente de (1- α)zF ∆φ (courbe en trait gras). Le cas particulier α = ½ correspond à une courbe symétrique par rapport à l'axe passant par son sommet, et l'énergie ∆We fournie se répartit alors pour moitié dans chaque réaction partielle. En reportant les relations [31] et [32] dans les expressions des vitesses de réaction [29] et [30] et en utilisant l'expression de la densité de courant [28] on obtient pour les valeurs absolues des densités de courants anodique et cathodique : Ja = z F kRed CRed exp(- ∆Ga,ch* ) exp( αzF ∆φ ) RT RT [33] Jc = z F kOx COx exp(- ∆Gc,ch* ) exp(- (1- α)zF ∆φ ) RT RT [34] La vitesse v de la réaction électrochimique est donnée par v = va - vc ou encore, en termes de densité de courant d'échange : J = Ja - Jc. D'autre part, le potentiel de l'électrode E est mesuré par rapport à une électrode de référence dont le potentiel Eref est constant (Cf. Figure III - 5). On a donc : E = ∆φ - Eref III : Aspects Électrochimiques de la Corrosion – 47 – [35] Matériaux Métalliques - Phénomènes de Corrosion En utilisant les relations [33], [34] et [35] et en regroupant les termes qui ne dépendent pas du potentiel E dans les constantes k'Red et k'Ox on obtient : J = Ja - Jc = z F k'Red CRed exp( αzF E ) - z F k'Ox COx exp(- (1- α)zF E ) RT RT avec : [36] k'i = ki exp(- ∆Gi,ch* + χi Eref ) , χRed = - αzF et χOx = (1- α) zF RT Lorsque la réaction d'oxydo-réduction est à l'équilibre, la densité de courant d'échange J (ou la vitesse globale v) est nulle. Cela ne signifie pas "qu'il ne se passe rien" mais seulement qu'il y a égalité des réactions partielles anodique et cathodique, soit |Ja| = |Jc| = |J0|. J0 est la densité de courant d'échange de la réaction d'électrode à l'équilibre. Par définition, le potentiel E est alors égal au potentiel réversible Erev de l'électrode tel que défini par la relation de Nernst [19]. En utilisant les expressions de [36] : J0 = z F k'Red CRed exp( αzF Erev ) = z F k'Ox COx exp(- (1- α)zF Erev ) RT RT [37] Si l'on introduit l'expression de J0 dans [36] on obtient : zF zF J = J0 exp(α η) − exp( −(1 − α ) η) RT RT [38] Avec η = E - Erev, surtension ou écart de potentiel par rapport à la valeur d'équilibre Erev pour laquelle |Ja| = |Jc| = |J0|, et J = 0. La relation [38] est l'équation de Butler-Volmer de l'électrode. 4.3.2 Droites de Tafel Pour une surtension η suffisamment élevée, l'une ou l'autre des réactions anodique et cathodique de la relation [38] devient rapidement négligeable. Ceci est illustré à la Figure III - 9 où l'on a représenté l'évolution des densités de courant J, Ja et Jc en fonction du potentiel E. J Ja 0 J E -Jc E rev Figure III - 9 : Évolution des densités de courant en fonction du potentiel (échelle linéaire) Matériaux Métalliques - Phénomènes de Corrosion – 48 – III : Aspects Électrochimiques de la Corrosion Dans le cas d'une surtension ηa anodique, on aura donc : J = Ja = J0 exp( α zF ηa ) RT [39] Et pour une surtension ηc cathodique : J = Jc = J0 exp( - (1- α) zF ηc ) RT [40] Dans les relations [39] et [40] on peut définir les coefficients de Tafel anodique et cathodique par : βa = RT αzF RT βc = (1- α) zF et [41] On a dans ce cas : ηa = βa Ln (Ja / J0) ηc = - βc Ln (Jc / J0) et [42] Soit encore pour la branche anodique : log10 (Ja) = ηa / (2,3 βa) + log10 (J0) [43] Et pour la branche cathodique : log10 (Jc) = - ηc / (2,3 βc) + log10 (J0) [44] Les relations [43] et [44] sont les droites de Tafel anodique et cathodique qui décrivent les limites anodique et cathodique de l'équation générale de Butler-Volmer [38]. La représentation log10 |J| en fonction de E est couramment utilisée pour la détermination des paramètres cinétiques J0, βa et βc. L'intersection des droites de Tafel [43] et [44] qui correspond à |Ja| = |Jc| = |J0| et à des surtensions ηa et ηc nulles (E = Erev) permet en effet, sur une représentation de ce type, une détermination graphique de la valeur de la densité de courant d'échange à l'équilibre. Le type de diagramme ainsi obtenu est schématisé à la Figure III - 10. Les domaines de potentiels pour lesquels la courbe rejoint les droites de Tafel sont les domaines de Tafel anodique et cathodique. log10 J 1 / (2,3 β a ) - 1 / (2,3 β c ) Droites de Tafel cathodique anodique log10 (Jo) Domaine de Tafel Domaine de Tafel cathodique anodique E E rev Figure III - 10 : Courbe log10 |J| = f(E) et droites de Tafel III : Aspects Électrochimiques de la Corrosion – 49 – Matériaux Métalliques - Phénomènes de Corrosion 4.3.3 Potentiel de corrosion Un système de corrosion est en fait constitué en général par deux réactions z+ électrochimiques couplées correspondant l'une à l'oxydation du métal (M → M + ze ) et + l'autre à la réduction de l'oxydant présent dans la solution (par exemple 2H + 2e → H2), comme illustré à la figure ci dessous. log10 J Droites de Tafel log10(J cor ) E rev E cor réducteur E rev E oxydant Figure III - 11 : Représentation schématique d'un système de corrosion (échelle semi-log) A la place de la densité de courant d'échange à l'équilibre J0 et du potentiel réversible d'électrode Erev on parlera dans ce cas de densité de courant de corrosion Jcor et de potentiel de corrosion Ecor qui sera tel qu'en l'absence de courant extérieur on aura égalité des valeurs absolues des densités de courants anodique de dissolution et cathodique de réduction. La courbe obtenue prend le nom de courbe de polarisation. Cette courbe (en traits pleins sur la Figure III - 11) résulte de la somme de la courbe anodique du réducteur et de la courbe cathodique de l'oxydant. De même que pour un système à une électrode (§ 4.3.2), l'une ou l'autre de ces réactions devient rapidement négligeable lorsque l'on s'éloigne du potentiel Ecor, et la courbe rejoint le domaine de Tafel correspondant. 4.3.4 Résistance de polarisation Dans le cas d'une surtension η relativement faible, il est admissible de remplacer les x exponentielles de la relation [27] par leurs développements limités au premier ordre (e = 1 + x -x et e = 1 - x). On obtient alors : [ ] J = J0 ( 1 + α zF η ) - (1 - (1- α) zF η ) RT RT Soit Matériaux Métalliques - Phénomènes de Corrosion J = J0 zF η RT – 50 – [45] [46] III : Aspects Électrochimiques de la Corrosion On a donc une relation linéaire entre le courant et le potentiel et par analogie avec la loi d'Ohm on définit une résistance de polarisation Rp : Rp = 1 RT J0 zF [47] La représentation de la Figure III - 11 et la relation [47] sont à la base des techniques électrochimiques de détermination expérimentale des vitesses de corrosion que nous aborderons au chapitre suivant. 4.3.5 Réaction contrôlée par un transport de matière Les relations que nous avons déterminées jusqu'ici, et décrites par la courbe de polarisation de la Figure III - 11, supposent implicitement que le phénomène limitant pour les vitesses de réactions est le processus de transfert de charge. Toutefois, il n'en est pas toujours ainsi et certaines réactions peuvent par exemple être limitées par un phénomène de diffusion régissant le transport de matière au voisinage de l'électrode. Le flux de diffusion de l'espèce i s'exprime par la loi de Fick : Soit avec J = ± zFϕi : ϕi = - Di grad Ci [48] J = ± zF Di C0 - Ce δ [49] Où δ représente l'épaisseur de la couche de diffusion, C0 la concentration de l'espèce dans la solution et Ce sa concentration à la surface de l'électrode. (Le signe ± traduit la convention courant anodique positif et courant cathodique négatif). Lorsque la concentration en espèce est nulle à la surface de l'électrode on obtient la valeur limite de la densité de courant : Jlim = ± zF Di C0 δ [50] C'est le cas par exemple lorsque le phénomène limitant est le transport de l'oxygène dissous à la surface de l'électrode. Lorsqu'au contraire la concentration en espèce à la surface atteint la saturation on obtient alors comme valeur limite de la densité de courant d'échange : Jlim = ± zF Di C0 - Csat δ [51] Cette situation correspond à une réaction limitée par le transport des produits de corrosion. Dans les deux cas, cette limitation se traduit sur la courbe de polarisation par une valeur du courant indépendante du potentiel. Cette partie de la courbe est appelée le palier de diffusion. III : Aspects Électrochimiques de la Corrosion – 51 – Matériaux Métalliques - Phénomènes de Corrosion